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TERMOQUÍMICA

1. Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ. Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso: 2 H2S (g) + SO2 (g) → 2 H2O (l) + 3 S (s).

2. Dadas las entalpías estándar de formación: ∆Hof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol;

∆Hof [CO2(g)] = –393,5 kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción:

CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

3. Calcula el calor de formación a presión constante del CH3–COOH (l) (ácido acético) si conoces que los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH3–COOH) (l) son respectivamente –393,13, –285,9 y –870,7 kJ/mol.

4. Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de reacción: C (s) + ½ O2 (g) → CO (g); ∆H = –110,4 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ∆H = –285,5 kJ CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g); ∆H = –283,0 kJ HCOOH(l) + ½O2 (g) → H2O(l) + CO2(g); ∆H = –259,6 kJ

5. Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH4) a partir de los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH4 (g) cuyos valores son respectivamente -393,5, -285,9 y -890,4 kJ/mol.

6. Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 6 H2O (g) + 4 NO (g). Calcular ∆H0

reacción. Datos: ∆H0f (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4

7. En una fábrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo de producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (que se considerará metano puro) con aire. Se pide: a) Formule y ajuste la reacción de combustión del gas natural. b) Determine el calor de la combustión completa del gas natural c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria del gas natural expresada en kg. d) ¿Cuantos metros cúbicos de aire medidos a 1atm y 25 ºC serán necesarios para la combustión completa de la cantidad de gas natural del apartado c) Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones estándar y que el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno. ∆Hºf: metano: –74,8 kJ/mol; CO2: –393,5 kJ/mol y H2O: –285,8 kJ/mol R = 0,082 atm l/mol K; Masas atómicas: C=12, H=1, O=16.

8. a) Formule la reacción de formación del etanol. b) Calcule la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es –29,69 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de carbono es –393,34 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol c) Interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. Masas atómicas: C=12, H=1, O=16.

9. Calcule a) El calor de hidratación de la cal viva. b) El calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva. DATOS: ∆Hf H2O(l) = -285,5 kJ/mol; ∆Hf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; ∆Hf Ca(OH)2= -985,6 kJ/mol. Masas atómicas Ca = 40; O = 16.

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SOLUCIONES (Termoquímica)

1. (1) S (s) + O2 (g) → SO2 (g); ∆H = –296,9 kJ

(2) H2S (g) + 3/2 O2 (g) → SO2 (g) + H2O (l) ; ∆H = –560 kJ

La reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) → 2 H2O (l) + 3 S (s)

puede considerarse como: 2·(2) – 3·(1)

por lo que: ∆H = 2·(–560 kJ) – 3·(–296,9 kJ) = –229,3 kJ

2. ∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react)

∆H = –393,5 kJ – (–110,5kJ) = –283 kJ

3. (1) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; ∆H = –393.13 kJ

(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ; ∆H = –285,9 kJ

(3) CH3–COOH (l) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l);

∆H = –870,7 kJ

La reacción de formación: 2 C(s) + 2 H2(g) + O2(g) → CH3–COOH(l)

puede considerarse como: 2·(1) + 2·(2) – (3)

∆H = 2·(–393.13 kJ) + 2·(–285,9 kJ) – (–870,7 kJ)

∆∆∆∆Hf = –487,36 kJ/mol

4. (1) C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ; ∆H = –110,4 kJ

(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ; ∆H = –285,5 kJ (3) CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g); ∆H = –283,0 kJ (4) HCOOH(l) + ½ O2 (g) → H2O(l) + CO2(g); ∆H = –259,6 kJ

La reacción de formación: C(s) + H2(g) + O2(g) → HCOOH(l)

puede considerarse como: (1) + (2) + (3) – (4)

∆H = –110,4 kJ + (–285,5 kJ) + (–283,0 kJ) – (–259,6 kJ)

∆∆∆∆Hf = –419,3 kJ/mol

5. (1) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; ∆H = –393.5 kJ

(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ; ∆H = –285,9 kJ

(3) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l); ∆H = –890,4 kJ

La reacción de formación: C(s) + 2 H2(g) → CH4 (g) puede considerarse como: (1) +

2·(2) – (3)

∆H = –393,5 kJ) + 2·(–285,9 kJ) – (–890,4 kJ)

∆∆∆∆Hf = –74,9 kJ/mol

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6.

∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = 6·(–241,8 kJ) + 4·90,4 kJ – 4·(–46,2 kJ)

∆∆∆∆H = –904,4 kJ

7. a) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

b) ∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = –393,5kJ + 2·(–285,8kJ) – (–74,8 kJ) =

–890,3 kJ;

∆∆∆∆Hcomb = –890,3 kJ/mol

c) 3300 kJ 1000 kg mol 0,016 kg · · · = 59,3 kg kg ton 890,3 kJ mol

d) mol(CH4) 2 mol(O2) 59,3 kg · · = 7412,5 mol O2 0,016 kg mol(CH4)

n·R·T 7412,5 · 0,082 · 298 V(O2) = = = 1,811·10

5 L O2

p 1

100 V(aire) = 1,811·10

5 L · = 8,625 · 10

5 L aire

21

8. a) (1) 2 C(s) + ½ O2(g) + 3 H2(g)→ C2H5OH(l); ∆Hf = ?

b) (2) C2H5OH(l) + 3 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l); ∆H = –1366 kJ (29,69kJ/g x 46 g/mol)

(3) C(s) + O2(g) → CO2(g); ∆H = –393,34 kJ

(4) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ∆H = –285 kJ

(1) = 2·(3) + 3·(4) – (2)

∆Hf = 2·(–393,34 kJ) + 3·(–285 kJ) –(–1366 kJ) = –275,7 kJ

c) Al ser negativo el calor de formación, dicha reacción es exotérmica.

9. a) (1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ∆H = –285,5 kJ

(2) Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s); ∆H = –634,9 kJ

(3) Ca(s) + H2(g) + O2(g) → Ca(OH)2 ; ∆H = –985,6 kJ

La reacción: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 ; ∆H = ?

puede expresarse como: (3) – (2) – (1)

∆H = –985,6 kJ – (–634,9 kJ) – (–285,5 kJ) = – 65,2 kJ

∆Hhidratación = –65,2 kJ/mol

b) 65,2 kJ mol 106 g

· · = 1,164·106 kJ/ton

mol 56 g ton